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Deber Intro Redox

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128 Capítulo 4 Reacciones acuosas y estequiometría de disoluciones

4.4 Introducción a las reacciones


de oxidación-reducción
En las reacciones de precipitación, los cationes y aniones se juntan para formar un
compuesto iónico insoluble. En las reacciones de neutralización, iones H y OH
se juntan para formar moléculas de H2O. Ahora veremos un tercer tipo importante
de reacciones en las que se transfieren electrones entre los reactivos. Tales reacciones
se llaman reacciones de oxidación-reducción, o redox.

Oxidación y reducción
La corrosión del hierro y otros metales, como la corrosión en las terminales de una
batería de automóvil, es un proceso que todos conocemos. Lo que llamamos corrosión
Á Figura 4.11 Corrosión en las es la conversión de un metal en un compuesto metálico por una reacción entre el
terminales de una batería ocasionada
metal y alguna sustancia de su entorno. La producción de herrumbre implica la reac-
por la acción del ácido sulfúrico de la
batería sobre el metal. ción de oxígeno con hierro en presencia de agua. La corrosión que se muestra en la
figura 4.11 « es el resultado de la reacción entre el ácido de la batería (H2SO4) y
la abrazadera metálica.
Ejercicios con el CD-ROM
Reacciones de oxidación-
Cuando un metal se corroe, pierde electrones y forma cationes. Por ejemplo, los
reducción: parte I, Reacciones de ácidos atacan vigorosamente al calcio para formar iones calcio, (Ca2):
oxidación-reducción: parte II
(Oxidation-Reduction Reactions: Ca(s) + 2H + (ac) ¡ Ca 2+ (ac) + H 2(g) [4.23]
Part I, Oxidation-Reduction
Reactions: Part II) Cuando un átomo, ion o molécula adquiere una carga más positiva (es decir, cuan-
do pierde electrones), decimos que se oxida. La pérdida de electrones por parte de una sus-
tancia se denomina oxidación. Así, el calcio, que no tiene carga neta, se oxida (sufre
oxidación) en la ecuación 4.23 y forma Ca2.
Empleamos el término oxidación porque las primeras reacciones de este tipo que se
estudiaron exhaustivamente fueron reacciones con oxígeno. Muchos metales reaccio-
nan directamente con oxígeno en aire para formar óxidos metálicos. En estas reac-
ciones, el metal pierde electrones que el oxígeno capta, y se forma un compuesto
iónico del ion metálico y el ion óxido. Por ejemplo, cuando el calcio metálico se ex-
pone al aire, la superficie metálica brillante del metal se opaca al formarse CaO:

2Ca(s) + O 2(g) ¡ 2CaO(s) [4.24]

e Al oxidarse el calcio en la ecuación 4.24, el oxígeno se transforma, de O2 neutro


a dos iones O2. Cuando un átomo, ion o molécula adquiere una carga más negati-
va (gana electrones), decimos que se reduce. La ganancia de electrones por parte de una
Sustancia Sustancia sustancia se denomina reducción. Si un reactivo pierde electrones, otro debe ganarlos;
oxidada reducida la oxidación de una sustancia siempre va acompañada por la reducción de otra al
(pierde (gana
electrón) electrón) transferirse electrones de una a la otra, como se muestra en la figura 4.12 «.

Á Figura 4.12 La oxidación es la Números de oxidación


pérdida de electrones por parte de una
sustancia; la reducción es la ganancia de Para poder identificar correctamente una reacción de oxidación-reducción, necesita-
electrones por parte de una sustancia. mos alguna forma de seguir la pista a los electrones ganados por la sustancia que se
La oxidación de una sustancia siempre
reduce y los perdidos por la sustancia que se oxida. El concepto de números de oxi-
va acompañada por la reducción de
otra. dación (también llamados estados de oxidación) se ideó precisamente para seguir la
pista a los electrones en las reacciones. El número de oxidación de un átomo en una
sustancia es la carga real del átomo cuando se trata de un ion monoatómico; en los
demás casos, es la carga hipotética que se asigna al átomo con base en una serie de
reglas. Hay oxidación cuando el número de oxidación aumenta; hay reducción cuan-
do el número de oxidación disminuye.
Las reglas para asignar números de oxidación son:
1. El número de oxidación de un átomo en su forma elemental siempre es cero. Así, cada
uno de los átomos de H en una molécula de H2 tiene número de oxidación de 0,
y cada átomo de P en una molécula de P4 tiene un número de oxidación de 0.
4.4 Introducción a las reacciones de oxidación-reducción 129

2. El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga. Así, K tie-


ne un número de oxidación de 1, S2 tiene un estado de oxidación de 2, etc.
Los iones de metales alcalinos (grupo 1A) siempre tienen carga 1; por tanto, los
metales alcalinos siempre tienen un número de oxidación de 1 en sus com-
puestos. De forma análoga, los metales alcalinotérreos (grupo 2A) siempre son
2 en sus compuestos, y el aluminio (grupo 3A) siempre es 3. (Al escribir nú-
meros de oxidación, pondremos el signo a la izquierda del número, para distin-
guirlos de las cargas electrónicas reales, que escribiremos con el signo a la
derecha.)
3. Los no metales por lo regular tienen números de oxidación negativos, aunque
en ocasiones pueden tener números positivos:
(a) El número de oxidación del oxígeno normalmente es 2 en compuestos tanto Ejercicios con el CD-ROM
iónicos como moleculares. La principal excepción son los compuestos lla- Números de oxidación
mados peróxidos, que contienen el ion O22, donde cada átomo de oxígeno (Oxidation Numbers)
tiene un número de oxidación de 1.
(b) El número de oxidación del hidrógeno es 1 cuando está unido a no metales y 1
cuando está unido a metales.
(c) El número de oxidación del flúor es de 1 en todos sus compuestos. Los demás
halógenos tienen un número de oxidación de 1 en la mayor parte de sus
compuestos binarios, pero cuando se combinan con oxígeno, como en los
oxianiones, tienen estados de oxidación positivos.
4. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto neutro
es cero. La suma de los números de oxidación en un ion poliatómico es igual a la carga
del ion. Por ejemplo, en el ion hidronio, H3O, el número de oxidación de cada
hidrógeno es 1 y el del oxígeno es 2. Así, la suma de los números de oxida-
ción es 3(1)  (2)  1, que es igual a la carga neta del ion. Esta regla es muy
útil para obtener el número de oxidación de un átomo en un compuesto o ion si
se conocen los números de oxidación de los demás átomos. Esto se ilustra en el
EJERCICIO TIPO 4.8.

EJERCICIO TIPO 4.8


Determine el estado de oxidación del azufre en cada una de las siguientes entidades químicas:
(a) H2S; (b) S8; (c) SCl2; (d) Na2SO3; (e) SO42.

Solución (a) Cuando está unido a un no metal, el hidrógeno tiene un número de oxidación de
1 (regla 3b). Dado que la molécula de H2S es neutra, la suma de los números de oxidación de-
be ser cero (regla 4). Sea x el número de oxidación de S: tenemos 2(1) 1 x  0. Por tanto, el S
tiene un número de oxidación de 2.
(b) Puesto que se trata de una forma elemental del azufre, el estado de oxidación del S es
de 0 (regla 1).
(c) Dado que se trata de un compuesto binario, cabe esperar que el Cl tenga un número de
oxidación de 1 (regla 3c). La suma de los números de oxidación debe ser cero (regla 4). Si de-
signamos con x el número de oxidación del azufre, tenemos x  2(1)  0. Por consiguiente, el
estado de oxidación del S debe ser 2.
(d) El sodio, un metal alcalino, siempre tiene el número de oxidación 1 en sus compues-
tos. El oxígeno suele tener un estado de oxidación de 2 (regla 3a). Si designamos con x el nú-
mero de oxidación del S, tenemos 2(1)  x  3(2)  0. Por tanto, el número de oxidación del
S en este compuesto es de 4.
(e) El estado de oxidación del O es 2 (regla 3a). La suma de los números de oxidación es
igual a 2, la carga neta del ion SO42 (regla 4). Por tanto, tenemos x  4(2)  2. De esta re-
lación concluimos que el número de oxidación del S en este ion es 6.
Estos ejemplos ilustran el hecho de que el estado de oxidación de un elemento dado depen-
de del compuesto en el que aparece. Como vimos en este ejemplo, los números de oxidación del
azufre varían entre 2 y 6.

EJERCICIO DE APLICACIÓN
Indique el estado de oxidación del elemento en negritas en cada uno de los siguientes: (a) P2O5;
(b) NaH; (c) Cr2O72; (d) SnBr4; (e) BaO2.
Respuestas: (a) 5; (b) 1; (c) 6; (d) 4; (e) 1
130 Capítulo 4 Reacciones acuosas y estequiometría de disoluciones

Oxidación de metales con ácidos y sales


Hay muchos tipos de reacciones redox. Por ejemplo, las reacciones de combustión son
reacciones redox porque el oxígeno elemental se convierte en compuestos de oxíge-
no. • (Sección 3.2) En este capítulo examinaremos las reacciones redox entre me-
tales y ácidos y entre metales y sales. En el capítulo 20 estudiaremos tipos más
complejos de reacciones redox.
La reacción entre un metal y un ácido o una sal metálica se ajusta al patrón ge-
neral siguiente:
A + BX ¡ AX + B [4.25]

Ejemplos: Zn(s) + 2HBr(ac) ¡ ZnBr2(ac) + H 2(g)

Mn(s) + Pb(NO 3)2(ac) ¡ Mn(NO 3)2(ac) + Pb(s)


Estas reacciones se llaman reacciones de desplazamiento porque el ion en disolución
es desplazado o sustituido por un elemento que se oxida.
Muchos metales sufren reacciones de desplazamiento con ácidos para formar
sales e hidrógeno gaseoso. Por ejemplo, el magnesio metálico reacciona con ácido
clorhídrico para formar cloruro de magnesio e hidrógeno gaseoso (Figura 4.13 «).
Para demostrar que ha habido oxidación y reducción, mostramos el número de oxi-
dación de cada átomo en la ecuación química para la reacción:
Á Figura 4.13 Muchos metales, Mg(s) + 2HCl(ac) ¡ MgCl2(ac) + H 2(g), [4.26]
como el magnesio que se muestra ⁄ ⁄
aquí, reaccionan con ácidos para
formar hidrógeno gaseoso. Las 0 +1 -1 +2 -1 0
burbujas son hidrógeno gaseoso.
Observe que el número de oxidación del Mg cambia de 0 a 2. El aumento en el nú-
mero de oxidación indica que el átomo ha perdido electrones y por tanto se ha oxi-
dado. El número de oxidación del ion H del ácido baja de 1 a 0, lo que indica que
este ion ganó electrones y por tanto se redujo. El número de oxidación del ion Cl
sigue siendo 1, y es un ion espectador en la reacción. La ecuación iónica neta es:
Mg(s) + 2H + (ac) ¡ Mg 2+ (ac) + H 2(g) [4.27]
Los metales también pueden oxidarse con disoluciones acuosas de diversas sa-
les. El hierro metálico, por ejemplo, se oxida a Fe2 con soluciones acuosas de Ni2,
como Ni(NO3)2(ac):
Ecuación molecular: Fe(s) + Ni(NO 3)2(ac) ¡ Fe(NO 3)2(ac) + Ni(s) [4.28]

Ecuación iónica neta: Fe(s) + Ni 2+ (ac) ¡ Fe 2+ (ac) + Ni(s) [4.29]


La oxidación de Fe a Fe en esta reacción va acompañada de la reducción de Ni2 a
2

Ni. Recuerde: siempre que alguna sustancia se oxida, alguna otra sustancia debe reducirse.

EJERCICIO TIPO 4.9


Escriba las ecuaciones molecular e iónica neta balanceadas para la reacción de aluminio con ácido bromhídrico.
Solución
Análisis: Debemos escribir la ecuación de la reacción redox entre un metal y un ácido.
Estrategia: Los metales reaccionan con ácidos para formar sales y H2 gaseoso. Para escribir la ecuación balanceada, deberemos escribir las
fórmulas químicas de los dos reactivos y después determinar la fórmula de la sal. La sal se compone del catión formado por el metal, y el anión
del ácido.
Resolución: Las fórmulas de los reacti-
vos dados son Al y HBr. El catión for-
mado por Al es Al3, y el anión del
ácido bromhídrico es Br. Por tanto, la
sal que se forma en la reacción es AlBr3.
Si escribimos los reactivos y productos
y balanceamos la ecuación obtenemos 2Al(s) + 6HBr(ac) ¡ 2AlBr3(ac) + 3H 2(g)

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